Unidad 3 y 4

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Unidad 3 y 4 por Mind Map: Unidad 3 y 4

1. Presión

1.1. Medida de fuerza por unidad de área. Presión = Fuerza/área.

2. Temperatura

2.1. Medida de lo caliente o frío de la materia de acuerdo con la intensidad de la energía cinética de sus partículas. Grados Fahrenheit, Celsius o Kelvin.

3. TPE

3.1. Teoría cinético molecular (qué es y generalidades) : modelo que describe el comportamiento de un gas ideal en términos de partículas diminutas que están en constante movimiento aleatorio. Las partículas del gas se mueven de forma continua, rápida y al azar en línea recta y en todas direcciones. Las partículas de gas son extremadamente pequeñas y las distancias entre ellas son grandes. Tanto las fuerzas gravitatorias como las fuerzas de atracción entre partículas de gas resultan insignificantes. Cuando las partículas chocan unas con otras o con las paredes del recipiente, no se pierde energía; todas las colisiones son perfectamente elásticas. La energía cinética media es la misma en todos los gases a una misma temperatura, y varía proporcionalmente con la temperatura en Kelvin.

4. Propiedades de los Gases

4.1. Compresibilidad

4.1.1. La propiedad de una sustancia para disminuir su volumen.

4.2. Expansión

4.2.1. La masa del gas ejerce la presión en todas direcciones.

4.3. Difusión

4.3.1. Propiedad de la materia que describe la capacidad de una sustancia de mezclarse con otra.

5. Energía Cinética

5.1. Es la energía que las moléculas poseen en virtud de su movimiento.

6. Energía Potencial

6.1. Es la energía almacenada que las moléculas poseen como consecuencia de las fuerzas de atracción y repulsión existentes dentro de las moléculas.

7. Barómetro

7.1. Dispositivo que sirve para medir la presión atmosférica.

8. Leyes de los Gases

8.1. Ley de Charles

8.1.1. A presión constante, el volumen que una muestra de gas ocupa es directamente proporcional a su temperatura kelvin. V es proporcional a T (con presión y masa constantes). La proporción directa que se muestra en la ley de charles se transforma en una ecuación al incluir una constante de proporcionalidad, k. V=kT

8.2. Ley de Boyle

8.2.1. A temperatura constante, el volumen (V), que ocupa una muestra de gas es inversamente proporcional a la presión (P).

8.3. Ley de Gay-Lussac

8.3.1. A volumen constante, la presión que ejerce una muestra específica de gas es directamente proporcional a su temperatura Kelvin. P es proporcional a T (con volumen y masas constantes). La proporción directa que aparece en la ley de gay-Lussac también se puede escribir como sigue: (P=kT). Dividiendo ambos lados entre T se obtiene: P/T=k.

8.4. Ley de Avogadro

8.4.1. El volumen de un gas a temperatura y presión constantes es proporcional al número de moles (n) del gas. V es proporcional a n o V=kn.

8.4.1.1. Hipótesis de avogadro: volúmenes iguales de gases a la misma presión y temperatura contienen igual número de moléculas.

8.5. Ley combinada de los Gases

8.5.1. Esta combina todas las variables representadas en la ley de boyle, la ley de charles y la ley de Gay-Lussac. P1V1/T1=P2V2/T2.

8.6. Ley de Gas Ideal

8.6.1. PV=nRT. Esta ecuación permite calcular el número de moles, n, cuando se conocen P, V y T, pero también es preciso conocer el valor de R, la constante de los gases. Se define un gas ideal como un gas que se ajusta a la perfección a la ley del gas ideal y a las demás leyes de los gases en todas las condiciones.

9. Estados de la Materia

9.1. Estado Líquido

9.1.1. Las moléculas de un líquido se mueven todo el tiempo, pero sus movimientos están restringidos por las moléculas vecinas. Se les puede comprimir sólo ligeramente. Un líquido se difunde en otro, pero esta difusión es mucho más lenta que en los gases debido al movimiento molecular restringido de los líquidos.

9.2. Estado Sólido

9.2.1. En los sólidos las partículas (átomos, moléculas o iones) se hallan tan próximas unas de otras que es muy poca la compresión posible. Los movimientos de las partículas en los estados liquido y solido difieren de modo apreciable. En los sólidos, las partículas se mueven muy poco, aparte de una suave vibración en torno a un punto fijo. En consecuencia, en los sólidos la difusión es sumamente lenta. Elevar la temperatura aumenta el vigor de las vibraciones de un sólido, y si estas llegan a ser la energía suficiente, el sólido se transforma en líquido, es decir, se funde.

9.3. Estado Plasma

10. Fuerzas Intermoleculares

10.1. (fuerzas de van der Waals y puentes de hidrógeno): son las fuerzas de atracción entre una molécula y las moléculas vecinas.

11. Propiedades del Estado Líquido

11.1. Viscosidad

11.1.1. La viscosidad de un líquido está relacionada con la forma de las moléculas que constituyen el líquido. Los líquidos poco viscosos, esto es, los que fluyen con facilidad, se componen en general de moléculas simétricas pequeñas con fuerzas intermoleculares débiles.

11.2. Tensión Superficial

11.2.1. Hay una fuerza o tensión especial en la superficie que se opone a ser alterada por la penetración de una aguja o de un insecto acuático. Estas fuerzas de superficie se explican en términos de las fuerzas intermoleculares ya descritas. En general, los líquidos con fuerzas intermoleculares intensas presentan más tensión superficial que los líquidos con fuerzas intermoleculares débiles.

11.3. Vaporización

11.3.1. Ocasionalmente una de las moléculas tiene la energía cinética suficiente para escapar de la superficie del líquido y convertirse en molécula de vapor. Esto se conoce como evaporación, el proceso por el que las moléculas de un líquido se desprenden y pasan a la fase gaseosa. A medida que las moléculas de vapor se dispersan en la atmósfera, más moléculas de líquido escapan hacia el estado de vapor hasta que, finalmente, todo el líquido se ha evaporado. La rapidez de evaporación de un líquido depende de la temperatura de este y de la cantidad de área superficial expuesta.

11.4. Condensación

11.4.1. Algunas moléculas de líquido continúan escapando hacia el estado de vapor. Las moléculas de vapor que se encuentran en el espacio encima del líquido inciden ocasionalmente en la superficie de este, donde son atrapadas y regresan al estado líquido. Esta conversión de vapor en líquido (la inversa de la vaporización) recibe el nombre de condensación.

11.5. Punto de Ebullición

11.5.1. El punto de ebullicion de un liquido es la temperatura a la cual su presión de vapor iguala la presión atmosférica. Debido a que la presión atmosférica cambia con la altitud y las condiciones meteorológicas, los puntos de ebullición de los liquidos tambien son variables. El punto de ebullición aumenta cuando se incrementa la presión que se ejerce sobre el líquido. El punto de ebullición de un líquido es una propiedad física útil que suele ayudar para identificar compuestos.

11.6. Calor de Vaporización

11.6.1. Un líquido que se evapora a temperatura ambiente absorbe calor de su entorno, y por esta razón ejerce un efecto de enfriamiento en el. En el nivel molecular, las moléculas cuya energía cinética es mayor que la media son las que primero se evaporan. Esto requiere energía; por tanto, la energía cinética media de las moléculas restantes disminuye. Para evaporar 1 g de agua se necesitan 2.26 kJ (540 cal). A la cantidad de calor necesaria para vaporizar 1 mol de un líquido a presión y temperatura constante se le conoce como calor molar de vaporización.

12. Tipos de Sólidos

12.1. Cristalinos

12.1.1. Las partículas están organizadas en un patrón sistemático regular denominado red cristalina. En un tipo de estructura de red, los átomos (u otras partículas unitarias) están situados directamente encima y debajo unos de otros formando un ordenamiento cúbico simple, que no es muy común; se consigue un empaque más compacto con otros ordenamientos.

12.2. NO Cristalinos

12.2.1. El vidrio, el caucho, la cera y muchos plásticos son ejemplos de sólidos amorfos. Este término proviene de una palabra griega que significa “sin forma”. Las partículas de los sólidos amorfos no tienen un orden definido ni regular; el patrón no se repite a través de todo el sólido. Estos sólidos no son cristalinos; se fragmentan de forma irregular en pedazos con bordes con picos y ángulos irregulares. En muchos sólidos amorfos las partículas tienen cierta libertad de movimiento. Estos sólidos no presentan un punto de fusión definido, sino que se ablandan de modo gradual cuando se calientan.

12.3. Iónicos

12.3.1. Tienen iones en todos los puntos de la red cristalina. El cloruro de sodio, NaCl, es un solido ionico representativo. Presenta un ordenamiento cúbico centrado en las caras, con cada ion cloruro rodeado de seis iones sodio, y cada ion sodio rodeado de seis iones cloruro. Debido a que las fuerzas interiónicas son muy intensas, los sólidos iónicos presentan gran dureza, alto punto de fusión y escasa presión de vapor. También tienden a ser solubles en agua e insolubles en disolventes no polares.

12.4. Moleculares

12.4.1. Tienen moléculas covalentes discretas e individuales en los puntos de la red cristalina. Lo que mantiene la integridad de estos sólidos son varios tipos de fuerzas más bien débiles. Los sólidos de red covalente o sólidos macromoleculares tienen átomos en los puntos de la red que están unidos por enlaces covalentes formando redes que se extienden por toda la muestra.

12.5. Alótropodo

12.5.1. Es cuando un elemento presenta en un mismo estado dos o más formas físicas diferentes, estas reciben el nombre de alótropos.

12.6. Metálicos

12.6.1. Tienen iones positivos en los puntos de red. Los electrones de valencia se encuentran distribuidos por toda la red, casi como un fluido. Estos electrones, que se desplazan con toda libertad en la red, hacen de los metales buenos conductores del calor y de la electricidad.

13. Congelación

13.1. Cuando la temperatura de un líquido baja, la sustancia se transforma de líquido en sólido. Este proceso se conoce como congelación. El punto de congelación es la temperatura a la que el líquido y el sólido se encuentran en equilibrio dinámico. La temperatura que corresponde al punto de fusión de un sólido es precisamente la misma que la temperatura del punto de congelación del líquido.

14. Fusión

14.1. Cuando se calienta un sólido cristalino, sus partículas vibran con más vigor. Al aumentar la temperatura, la sustancia se transforma de sólido en líquido cuando la vibración vigorosa vence las fuerzas de atracción del interior del sólido. Este proceso se llama fusión. La temperatura a la que el sólido y el líquido existen en equilibrio dinámico corresponde al punto de fusión.

15. Reflexión

15.1. Es muy importante conocer los estados de agregación para conocer su utilidad y sus practicalidades. Es necesario en casos industriales. Incluso en la vida cotidiana es importante, sabver que tanto puede un objete de uso diario soportar en los usos que les demos a estos objetos. Por último nos falta mencionar que cuidar como nos desechamos ciertas elementos en el ambiente. No es bueno que no nos importe y mucho menos que seamos descuidados.

16. Referencia

16.1. Burns, R. (2011) Fundamentos de Química. México: Pearson.